优选第三章电解质溶液和电离平衡
高中化学选择性必修一第3章第1节 电离平衡 基础知识讲义
第一节电离平衡一、强电解质和弱电解质（一）电解质与非电解质1、电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。
例如：酸、碱、盐、活泼金属氧化物、少数有机物、H2O2、非电解质：在水溶液或熔融状态下都不能导电的化合物。
例如：非金属氧化物、大部分的有机物、NH3注：（1）必须是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
例如：铜、氯化钠水溶液（2）电解质不一定导电，导电的不一定是电解质。
例如：氯化钠固体、氯化钠水溶液（3）非电解质不导电，不导电的不一定是非电解质。
例如：氢气（4）电解质必须是化合物本身能电离出离子，否则不属于电解质。
例如：NH3、SO2、CO2（二）强弱电解质1、强电解质：（1）定义：在水溶液中能够全部电离的电解质。
（2）特点：完全电离，只有离子，无分子，不可逆，电离方程式用“=”连接（3）类别：强酸：HCl 、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2大部分盐（包括难溶盐）、活泼金属氧化物2、弱电解质：（1）定义：在水溶液中能够部分电离的电解质。
（2）特点：不完全电离，既有分子又有离子，可逆，存在电离平衡，电离方程式用“”连接（3）类别：弱酸、弱碱、水、极少的盐（醋酸铅Pb(CH3COO)2、HgCl2）注：①电解质的强弱与溶解性无关，与溶液的导电性无必然联系②电解质的导电性与溶液中自由移动的离子浓度有关，自由移动的离子浓度越大，离子所带电荷数越多，导电性越强（三）电离方程式的书写1、原则：遵循质量守恒、电荷守恒、客观事实2、书写：①强电解质：“=”、弱电解质：“”②多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，分步书写；多元弱碱分步电离，一步书写③两性氢氧化物：Al3++3OH-Al(OH)3H++AlO2-+H2O碱式酸式④强酸酸式盐的电离：NaHSO4=Na++H++SO42-（水中）NaHSO4=Na++HSO4-（熔融状态）⑤弱酸酸式盐的电离：NaHCO3= Na++HCO3-HCO3-H++CO32-二、弱电解质的电离平衡（一）定义：在一定条件（如温度、压强）下，当弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡状态，这种平衡状态叫做弱电解质的电离平衡（二）特征：逆、等、动、定、变逆——可逆过程等——v电离=v结合动——动态平衡定——离子、分子的浓度保持一定变——条件变、平衡动（三）影响因素1、内因：物质本身的性质2、外因：（1）温度：由于电离过程是吸热的过程，所以升高温度，平衡向电离方向移动，电离程度增大（2）浓度：①加水稀释→平衡向电离的方向移动→电离程度增大→但离子浓度减小②增大弱电解质的浓度→平衡向电离方向移动→但电离程度减小③加入同浓度的弱电解质溶液→平衡不移动→各微粒浓度不变、电离程度不变④加入其它试剂，减小或增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可促进或抑制电离（四）举例：以醋酸电离为例：CH3COOH(aq)CH3COO-(aq)+H+(aq) ΔH>0改变条件平衡移动方向电离程度n(H+) c(H+) c(CH3COO-)导电能力加水稀释正向增大增大减小减小减弱加入少量冰醋酸正向减小增大增大增大增强通入HCl(g) 逆向减小增大增大减小增强加入NaOH(s) 正向增大减小减小增大增强加入镁粉正向增大减小减小增大增强升高温度正向增大增大增大增大增强加入CH3COONa(s)逆向减小减小减小增大增强加入NaCl(s) 不移动不变不变不变不变增强三、电离平衡常数（一）定义：在一定条件下，达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度幂的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
2022年人教版高中化学选择性必修一第三章水溶液中的离子反应与平衡 第一节电离平衡
第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡基础巩固1.能说明CH3COOH是弱电解质的事实是()。
A.CH3COOH溶液的导电性比盐酸弱B.CH3COOH溶液与碳酸钙反应,缓慢放出二氧化碳C.CH3COOH溶液用水稀释后,氢离子浓度下降D.0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中,氢离子的浓度约为0.001 mol·L-1答案:D解析:D项中氢离子浓度仅为溶液中CH3COOH浓度的1%,说明CH3COOH只有1%发生了电离,从而证明CH3COOH是弱酸。
2.下列说法正确的是()。
A.电离平衡常数受溶液浓度的影响B.电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱C.电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的酸溶液中的c(H+)大D.可用CH3COOH和H2CO3的电离常数比较其酸性强弱,其中H2CO3的电离常数为K=c 2(H+)·c(CO32-) c(H2CO3)答案:B解析:影响K的因素只有温度,A项错误;酸溶液中c(H+)的大小除了与K有关外,还与酸的浓度有关,C项错误;比较酸的相对强弱时,多元弱酸要用第一步的电离常数,即K a1,D 项错误。
3.H2S是二元弱酸。
在其水溶液中,通入或加入少量的下列物质:①HCl②NH3③NaHS固体④Na固体。
能使溶液中的c(H+)增大的是()。
A.①②B.②④C.③④D.①答案:D解析:在H2S溶液中存在平衡:H2S H++HS-,HS-H++S2-。
当通入HCl时,溶液中n(H+)增大,虽然平衡逆向移动,但c(H+)仍增大;通入NH3或加入金属钠,溶液中c(H+)减小,虽然平衡向右移动,但c(H+)仍减小;加入NaHS固体,使平衡H2S H++HS-逆向移动,故c(H+)减小,故选D。
4.在0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中存在如下电离平衡:CH3COOH CH3COO-+H+,对于该平衡,下列叙述正确的是()。
第三章电解质溶液演示文稿
（二）酸碱质子传递平衡及其平衡常数
HB 平衡时
+ H2O
H3O+
Ki
[H3O ][B ] [HB][H 2O]
Ka
[H ] [B ] [HB ]
+ B-
Ka ：弱酸的质子传递平衡常数 酸的解离常数，简称酸常数
Ka越大，酸给出质子的能力越强，酸越强
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B - + H2O
第三章电解质溶液演示文稿
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优选第三章电解质溶液
第2页，共63页。
第一节 强电解质溶液理论 一、电解质和非电解质
电解质：在水溶液中或在熔融状态下能导电的化 合物
根据解离程度大小，可将电解质分为： 强电解质 完全解离 强酸、强碱、大多数盐 弱电解质 部分解离 弱酸、弱碱、部分盐
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1
0
0
%
已解离的电解质浓度 α 电 解 质 的 原 始 浓 度 100%
解离度可通过测定电解质溶液的电导或依数 性来测定
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影响解离度大小的因素
➢ 本性：电解质的结构 ➢ 外因：溶剂性质、溶液温度、溶液浓度
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一些电解质溶液的凝固点降低值
bB mol∙kg-1
0.100
γi
A
z
2 i
I
适用条件：溶液非常稀，I小于0.01 mol·Kg－1
浓度较大时，可修正为：
lg γ i
A
z
2 i
1 I
I
无限稀溶液，I→0，lgγ→0，则γ→1，a＝c
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酸碱理论的发展
➢ 1789年，提出氧元素是酸的必要成分，所有酸必须含有
第三章电离水解平衡
左控右摇，眼主观色变 溶液颜色发生变化且半分钟内不变色 读数并记录
3.实验后
数据处理
第三节 盐类水解
第二节我们学习溶液酸碱性的计算，当然我们也 知道酸溶液呈现出酸性，碱溶液呈现出碱性， 思考 盐溶液呈现出什么性质？
方法：强酸弱碱盐显酸性 强碱弱酸盐显碱性 强酸强碱盐显中性 弱酸弱碱盐待定 下列各种溶液属于酸性溶液还是碱性溶液？ （1）氯化钠 （2）氯化铵 （3）氟化钠
因相互促进水解而不共存
泡沫灭火器 成分为 NaHCO3 与 Al2(SO4)3， 发生反应为 原理 Al3＋＋3HCO－ 3 ===Al(OH)3↓＋3CO2↑
净水剂净水 明矾可作净水剂，原理为 Al3＋＋ 原理 化肥 的使用 3H2O Al(OH) 3(胶体)＋3H＋ 铵态氮肥与草木灰不得混用， 原因是 2NH＋ 4 ＋CO2 3－===2NH3↑＋CO2↑＋H2O
升温
通HCl气体
pH 降低 降低 升高 升高 降低
加H2O
加Fe粉 加浓FeCl3溶液
应用
判断溶液的酸碱性
举例
FeCl3显酸性，原因是：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋ 水解
配制或贮存易水解盐 配制CuSO4溶液时少量H2SO4，抑制Cu2＋ 溶液
判断盐溶液蒸干产物 AlCl3溶液蒸干灼烧时的产物为Al2O3
有关溶液pH的计算 求溶液pH的步骤可总结为：
酸碱溶液混合的计算：
n H+总 V总
=
酸碱中和计算：
酸、碱混合溶液，要先弄明白反应之后的溶液是酸溶液、碱溶液， 还是中性溶液，然后才能求c(H＋)或c(OH－)。
酸碱中和滴定实验
小结：操作过程
1.实验前
滴定管：两查两洗
人教版选修4第三章第一节弱电解质的电离(3) —电离平衡常数与电离度
B、稀溶液的稀释（如稀释稀醋酸）：电离程度_增_大__，而离子浓 度始终_减__小__。
练习3：冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中，溶液导电 能力与加入水的体积有如下变化关系：试回答：
第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离 第三课时
学习目标
1 理解电离常数的表达式和意义 2 了解电离度的概念。。
定量描述—— 电离平衡常数K
(1) 概念：在一定温度下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液 中电离所生成的各种离子浓度幂之积跟溶液中未电离的分子浓 度幂的比是一个常数，这个常数叫电离平衡常数。
增大 增大 增大 增大
增大 减小
增大 增大
减小 增强 不变 减小 增强 不变
加NaOH(s)
向右 减小 减小
增大
减小
增大 增强 不变
加入
（ CH3COONa)
加入镁粉
向左 向右
减小 减小 减小 减小
增大 增大
增大 减小
减小 增强 不 增大 增大
减小
增大 增强 增大
课堂练习7
已知0.1mol/L的醋酸溶液中在电离平衡：
CH3COOH
CH3COO- +H+，要使溶液中
c(H+)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是（ BD ）
A、加入少量烧碱溶液
B、升高温度
C、加少量冰醋酸
D、加水
课堂练习8下列叙述正确的A是（ ）
A.强弱电解质的根本区别在于电离时是否 存在电离平衡
弱电解质加水稀释时，电离程度_变__大__,离子 浓度_不__能___确__定？（填变大、变小、不变或不
化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结
化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结一、电解质、非电解质，强弱电解质的比较1．电解质、非电解质的概念2．强电解质与弱电解质的概念3．强弱电解质通过实验进行判断的方法（以醋酸HAc为例）：（1）溶液导电性对比实验：相同条件下，HAc溶液的导电性明显弱于强酸（盐酸、硝酸）（2）测0.01mol/L HAc溶液的pH>2（3）测NaAc溶液的pH值：常温下，pH>7（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a+2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mL pH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸，分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，后者快特别提醒：1．SO2、NH3、CO2的水溶液虽然能导电，但它们仍属于非电解质。
2．电解质强弱的判断，关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。
电解质电离程度与溶解度无直接关系，溶解度大的不一定是强电解质（如醋酸），溶解度小的不一定是弱电解质（如硫酸钡）。
3．电解质溶液导电性取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数的多少。
一般来说，相同浓度的强电解质的导电性明显强于弱电解质。
弱酸（碱）与弱碱（酸）反应生成了强电解质，溶液的导电性明显增强。
4．电解质的强弱与溶液的导电性没有直接的关系。
如难溶物BaCO 3，它溶于水的部分能完全电离，故属于强电解质，但溶液的导电性几乎为零。
二、弱电解质电离平衡及电离平衡常数要点一：影响电离平衡的因素：1．温度：升高温度，促进电离（因为电离过程吸热），离子浓度增大2．浓度：溶液稀释促进电离，离子浓度反而变小3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同的离子的物质，将抑制电离，相关离子浓度增大；4．加入能反应的物质，促进电离，但相关离子浓度降低。
第3章 水溶液中的离子反应与平衡 第1节 电离平衡
3．有下列电解质：①氯化铵 ②氢氧化钠 ③H2S ④碳酸氢钠 ⑤磷酸 ⑥硫酸 请用以上物质的序号，填写下列空白： (1)属于强电解质的有________； (2)属于弱电解质的有________。 【解析】强酸(H2SO4)、强碱(NaOH)、盐(NH4Cl、NaHCO3)属于强电解质；弱酸(H3PO4) 属于弱电解质。 答案：(1)①②④⑥ (2)③⑤
提示：0.1 mol·L－1 HCl 溶液的导电能力强。两种电解质溶液的浓度相同，离子 所带电荷数目相同，但是由于 HCl 是强电解质，能完全电离，CH3COOH 是弱电解质， 不能完全电离，所以 HCl 溶液中离子的浓度大于 CH3COOH 溶液中离子的浓度，所 以 0.1 mol·L－1 HCl 溶液的导电能力强。
学习任务二 弱电解质的电离平衡 任务驱动: 弱电解质溶于水后,其电离过程是否具有可逆性?
1.弱电解质的电离平衡: 在一定条件下(如温度和浓度),弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子 的速率_相__等__时,电离过程达到电离平衡状态。如图所示:
2．弱电解质的电离方程式：
弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“
1．以上实验结果记录如下：
酸
0.1 mol·L－1 盐酸
0.1 mol·L－1 醋酸
pH
0
2.4
导电能力
强
弱
与镁条反应 产生无色气体，且速率较快 产生无色气体，且速率较慢
根据上表信息，思考以下问题： (1)当酸溶液的物质的量浓度相同时，溶液中 H＋浓度是否相等？
提示：不相等。活泼金属与酸的反应实质是金属与 H＋的反应，在温度相同的条件 下，反应速率主要取决于 H＋浓度的大小。盐酸与醋酸反应速率不同，说明溶液中 H＋浓度不相等。
电解质溶液,电离平衡
电解质溶液和电离平衡主要考点（1）外界条件对电解质电离平衡的影响。
（2）强、弱电解质的比较及盐类水解规律的应用。
（3）离子浓度大小的比较、水的电离及溶液酸碱性的判断。
（4）将盐类水解与弱电解质到电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合的综合考查。
1．电离平衡（1）电离平衡①定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
②电离平衡的特点：与化学平衡相似，具有“逆、等、定、动、变”等特点。
③影响电离平衡的因素A．内因：在相同条件（如温度、浓度）下，对于不同的弱电解质，由于它们结构和性质的不同，弱电解质的电离程度不同。
B．外因：对于同种弱电解质，电离平衡移动的判断应运用勒沙特列原理。
a．温度：电离过程是化学键断裂过程，为吸热反应，所以升高温度，有利于电离。
b．浓度：溶液越稀，离子碰撞结合成分子的机会越少，有利于电离。
c．同离子效应：增加阴、阳离子的浓度，平衡向左移动。
（2）电离方程式的书写①强电解质：完全电离，用单箭头表示。
②弱电解质：部分电离，用可逆符号表示。
A．多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步电离为主，一级比一级难电离，电离方程式书写时，可以只写第一步，也可以按顺序每步都写，但一般不能合并。
B．多元弱碱的电离也是分步的，但在中学阶段认为一步完成。
C．酸式盐的电离：a．强酸的酸式盐电离：一步完全电离；b．弱酸的酸式盐电离：第一步全部电离，第二步酸式根部分电离。
D．两性氢氧化物的电离有两种形式（酸式电离或碱式电离）。
（3）弱电解质的稀释规律稀释时电离程度增大，产生离子的物质的量也增大，但离子的浓度和导电能力的变化要视溶液的浓度来决定。
（4）强弱电解质中的五个不一定①易溶于水的化合物不一定是强电解质。
②难溶于水的化合物不一定是弱电解质。
③强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液强。
④同浓度的多元弱酸溶液不一定比一元酸溶液的酸性强。
第三章电解质溶液
(c )2 c c
c 2 1
加水稀释， 平衡右移，
增大
∵ HA是弱电解质， < 5 %，1- 1，
∴ K a c 2
Ka
c
(无外加酸或碱)
一定温度下，与HA初始浓度的平方根成反比
24
（2）同离子效应：在已经建立平衡的弱电解质 溶液中，加入与其含有相同离子的强电解质， 而使平衡向降低弱电解质解离度方向移动的作 用称为同离子效应。
如：在1L0.10 molL-1HAc溶液中加入0.10mol NaCl
HAc + H2O NaCl
H3O+ + AcNa+ + Cl-
Ka
a a H3O Ac aHAc
H3O [H3O ] Ac [ Ac ]
[HAc]
H3O Ac (0.10 )2 0.10(1 )
H3O
Ac 0.10 2
1、活度：在单位体积的电解质溶液中，表现出的 能起作用的离子浓度。
aB= B(cB /c )
( B < 1 )
2、活度系数：反映了电解质溶液中离子相互牵制
作用的大小。
4
a、溶液浓度越大；离子电荷越高，离子间的牵制
作用越大，B越小，aB和cB差距越大。
b、溶液极稀时，离子间相互作用极微小，B 1， aB cB 。
a. 从化学组成上揭示了酸碱的本质； b. 成功解释了中和热的实验事实； c. 不能解释非水溶剂体系的酸碱性； d. 不能解释Na2CO3, Na3PO4, NH3呈碱性的事实
9
二、酸碱质子理论
1、酸碱的定义：
酸（acid）： 给出质子（H+） 碱（base）：接受质子（H+）
电离平衡知识点填空和习题
第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在中或状态下能导电的。
非电解质：强电解质：。
弱电解质：。
下列物质中HCl、NaOH、NaCl、BaSO4、HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O、SO3、CO2、CCl4、CH2=CH2属非电解质的有：属强电解质的有：。
属弱电解质的有：2、电解质与非电解质本质区别：电解质的强弱与导电性、溶解性关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当时，电离过程就达到了平衡状态。
4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般热，升温电离平衡向移动。
B、浓度：浓度越大，电离程度；溶液稀释时，电离平衡向移动。
C、同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质电离的某种离子反应的物质，电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）表示方法：AB A++B- Ki=7、影响因素：。
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = ；25℃时, ; K W = =注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定K W不仅适用于纯水，适用于任何稀溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：水的电离②温度：水的电离（因为水的电离是热的）③能水解的盐：水的电离4、溶液的酸碱性和pH：（1）pH= ]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
第三章第1节电离平衡第2课时弱电解质的电离平衡 课件—2021-2022学年人教版
增大
不变
12.(1)某浓度的氨水中存在平衡：NH3·H2O NH＋ 4 ＋OH－。如想增大 NH＋ 4
的浓度而不增大 OH－的浓度，应采取的措施是____b_d___(填字母)。
a.适当升高温度 c.通入NH3
b.加入NH4Cl固体 d.加入少量浓盐酸
随堂巩固
6.下列曲线中，可以描述乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和一氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)在
【学习任务一】弱电解质的电离平衡
CH3COOH
CH3COO- + H+
3. 电离平衡特点 弱、等、定、动、变
ΔH ＞0
当浓度、温度等条件改变时，电离平衡会发生移动。
4. 电离平衡移动 （1）浓度的影响： 越稀越电离
对同一弱电解质，通常溶液中弱电解质的 结合成分子的机会越少，
，离子间通过碰撞
（2）温度的影响： 越热越电离 电离是吸热反应，温度升高平衡向右移动，平衡常数和电离度均增大
小
少
大
多
相同
随堂巩固
B 7.下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是
A.相同浓度的两溶液中c(H＋)相同 B.100 mL 0.1 mol·L－1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠 C.c(H＋)＝10－3 mol·L－1的两溶液稀释100倍，c(H＋)均为10－5 mol·L－1 D.向两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小
【学习任务一】弱电解质的电离平衡
CH3COOH
CH3COO- + H+
2. 电离平衡常数、电离度
（2）电离度
①列出醋酸的电离平衡的“三段式” 【问题3】
②写出醋酸的电离度的表达式
第三章 电离平衡
西 昌 学 院
2、酸碱反应
根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就 是两个共轭酸碱对之间质子传递的反应。例如： HCl 酸1 + NH3 碱2
NH4+ +Cl酸2 碱1
NH3和HCl的反应，无论在水溶液中或气相中， 其实质都是一样的。即HCl是酸，放出质子给 NH3，然后转变为它的共轭碱Cl-；NH3是碱，接 受质子后转变为它的共轭酸NH4+。强酸放出的 质子，转化为较弱的共轭碱。
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三、酸碱理论的优缺点 酸碱质子理论扩大了酸碱的含义和酸碱反应的 范围，摆脱了酸碱必须在水中发生的局限性， 解决了一些非水溶剂或气体间的酸碱反应，并
把水溶液中进行的离子反应系统地归纳为质子
传递的酸碱反应。加深了人们对于酸碱和酸碱 反应的认识。但是，酸碱质子理论局限于质子 的放出和接受。
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水的电离是吸热反应，当温度升高时Kw 增大。 水的离子积常数与温度的关系
T/K 273 291 295 Kw 1.5×10-15 7.4×10-15 1.00×10-14
298
323
1.27×10-14
5.6×10-14
373
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7.4×10-13
二、溶液的酸度 溶液的酸度 水溶液中氢离子的浓度。 pH值 溶液中氢离子浓度的负对数。 pH=-lg[H+] 三、拉平效应和区分效应 拉平效应 在溶剂中无法区别强酸和强碱 的现象。 区分效应 能区分酸或碱的强弱的效应。
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二、多元弱酸的电离 多元弱酸的电离是分步进行的。 多元酸K1/K2≥102时忽略二级电离,当一 元酸处理
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• 例题：求饱和H2S溶液中[H+]、[HS-]、[H2S] 和[OH-] • 解：①求[H+]、[HS-]
高中化学选修第三章第一节弱电解质的电离
高中化学选修第三章第一节弱电解质的电离 Revised at 2 pm on December 25, 2020.第三章第一节弱电解质的电离平衡一、电解质和非电解质电解质：在水溶液里或．熔融状态下能导电的化合物。
1、化合物非电解质：在水溶液中和．熔融状态下都不能导电的化合物。
（如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非电解质。
）（1）电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
（2）酸、碱、盐和水都是电解质（特殊：盐酸是电解质溶液）。
（3）能导电的物质不一定是电解质。
能导电的物质：电解质溶液、熔融的碱和盐、金属单质和石墨。
电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电。
固态电解质(如：NaCl晶体)不导电，液态酸(如：液态HCl)不导电。
（4）．一般来说，酸(不分强弱)、碱(不分强弱)、盐(不论溶解性如何)、活泼金属的氧化物都是电解质，而非金属的氧化物都不是电解质。
【例1】判断下列说法中正确的是（）①氯气的水溶液导电，所以氯气是电解质。
②二氧化碳的水溶液能导电，二氧化碳是电解质。
③硫酸钡的水溶液不导电，但是硫酸钡是电解质。
④氯化钠溶液的水溶液能导电，氯化钠溶液是电解质。
A.①③B.③C.①③④D.都不正确2、强电电解质与弱电解质电解质分为两类：强电解质和弱电解质强电解质：在水溶液中能完全电离的化合物，如强酸、强碱弱电解质：在水溶液中部分电离的化合物，如弱酸（醋酸、碳酸、次氯酸）、弱碱（氨水）二、电离1．概念：电解质在水溶液中或熔融状态下产生自由移动的离子的过程。
2．书写电离方程式的方法：（1）、多元弱酸分步电离，多元酸和强、弱碱一步电离（2）、遵守质量守恒和电荷守恒弱酸和弱碱的电离用“”，强酸和强碱电离用“==”例如：弱酸H 2CO3的电离：第一步：H2CO3H++HCO3—第二步：HCO3—H++CO 32—弱碱：Fe(OH)33OH—+Fe3+强酸强碱盐的电离方程式：KCl＝K＋＋Cl－ H2SO4＝2H＋＋SO2— NaOH＝Na＋＋OH－注意：（1）常见的强酸有：HCl 、HNO3、H2SO4、HI、HBr、HClO4，（2）常见的强碱：四大强碱KOH、Ca（OH）2，Ba（OH）2、NaOH（3）酸式盐（酸根含H元素的盐）除了HSO4-盐以外的盐，第一步完全电离（用等号），第二步分步电离（用可逆符号）注意酸式盐都可溶所以第一步是完全电离的。
第三章 第一节弱电解质的电离(2)
将足量锌粒分别放入体积相等，pH=2的 足量锌粒分别放入体积相等，pH=2的 锌粒分别放入体积相等 溶液（ 溶液（ （1）H2SO4溶液（2） NaHSO4溶液（3）CH3COOH 溶液（ HCl溶液中 放出H 溶液中， 溶液（4）HCl溶液中，放出H2的量的关系正确的是 A、（1）=（2）=（4）=（3） 、（1 B、（2）>（4）>（1）>（3） 、（2 C、（3）>（1）>（4）>（2） 、（3 D、（3）>（4）>（1）>（2） 、（3
电离度：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时， 电离度：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液 中已经电离的电解质分子数占溶液中原有的电解质的 已经电离的电解质分子数占 分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分数。 分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分数。
已电离的电解质分子数 已电离的电解质分子数 溶液中原有的电解质的分子总数 溶液中原有的电解质的分子总数 已电离的电解质物质的量 已电离的电解质物质的量 溶液中原有的电解质的物质的量的总量 溶液中原有的电解质的物质的量的总量 物质的量
影响电离度的因素
物质本身的性质。 内因： 内因：物质本身的性质。 浓度： 浓度越大电离度越小。 浓度： 浓度越大电离度越小。 外因： 外因： 温度： 温度越高电离度越大。 温度： 温度越高电离度越大。
因素
溶液的酸碱性与电离度
例如： 例如：CH3COOH CH3COO- + H+
加入少量HCl： 加入少量HCl：[H+]增大，平衡左移，α减小 增大，平衡左移， 加入NaOH： 加入NaOH： [H+]减小，平衡右移，α增大 NaOH 减小，平衡右移， 例如： 例如：NH3.H2O NH4+ + OH加入NaOH： 加入NaOH： [OH- ]增大，平衡左移，α减小 增大，平衡左移， 减小，平衡右移， 加入HCl： 加入HCl： [OH- ]减小，平衡右移，α增大
电解质溶液中电离平衡的研究
电解质溶液中电离平衡的研究电解质溶液是一种重要的化学体系，我们在日常生活中常常与它接触，比如凉茶、果汁等饮品，甚至是身体内的血液，都属于电解质溶液。
电解质溶液中的电离平衡是一个重要的研究方向，它对于科学研究和实际应用具有重要意义。
电解质溶液中的电离平衡是指溶液中电离的离子与未电离的分子或离子之间的反应达到了动态平衡。
在电解质溶液中，随着温度、浓度等条件的变化，离子之间的平衡会发生变化，进而影响到溶液的性质和行为。
电解质溶液中的电离平衡有着广泛的应用。
例如，它对于电化学研究和电化学反应机理的研究具有重要意义。
电解质溶液中的离子浓度和电离度变化，直接导致了电化学反应机理的不同，通过对电离平衡的研究，可以深入了解电化学反应的本质。
此外，电解质溶液的电离平衡还与溶液的物化性质、生物学特性以及分析化学等领域密切相关。
例如，电解质溶液中的离子作为药物的有效成分，对于疾病治疗和生物医学研究有着极其重要的作用。
在电离平衡的研究中，一些重要的概念和理论工具得到了广泛应用。
其中最为重要的概念之一是电离常数，即反应中离子和未离子之间的浓度比值。
电离常数是描述电解质溶液中离子平衡的重要参量，也是刻画电解质的电离程度和强弱的重要数量。
除了电离常数之外，其他类似的概念和理论工具也得到了广泛的应用。
例如，电离度、离子关联、配位等概念，以及水合化、溶解度、分配系数等诸多理论工具，都是电解质溶液中电离平衡研究的基础理论和实用工具。
总之，电解质溶液中的电离平衡是一个重要的研究领域，涉及到电化学、物化性质、分析化学、生物学等诸多应用领域，是科研和实践中不可忽略的一部分。
通过对电离平衡的研究，可以深入了解溶液中离子和未离子之间的动态平衡和相互作用，不仅线索我们深化对溶液物性的认识，而且对于应用尤其是新药开发等方面也有着重要的促进作用。
电解质溶液及电离平衡-新人教
电解质溶液及电离平衡一、强电解质和弱电解质1．强、弱电解质强电解质：溶液和熔融状态下，完全电离的物质：如NaCl、Al(OH)3。
弱电解质：溶液和熔融状态下，不完全电离的物质：如H2S、H2CO3。
一般而言，强酸强碱和所有的盐都是强电解质，弱酸弱碱都弱电解质。
2．弱电解质的电离平衡⑴电离平衡：类似化学平衡反应，弱电解质的电离反应是可逆的。
当达到反应物和生成物的浓度不变时，达到平衡。
这个平衡是动态平衡的。
⑵电离平衡的特征：1、是一个可逆反应，在一定条件下，达到一个平衡点，有一个K值。
2、平衡受反应物和生成物的量的影响，当改变生成物和反应物的浓度时，平衡值也会改变。
3、电离反应是吸热反应，因此改变温度对平衡也有影响。
二、水的离子积和溶液的PH写出水的电离方程式。
在纯水及任何稀溶液中， 2H2O——H3O++OH- 可简写为：H2O—— H+ + OH-1、水的离子积常数25℃Kw = c(H+)·c(OH-)=10-14（常数）其中，25℃时，c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1讨论：1、在纯水中加入酸(或碱)时，对水的电离有怎样的影响？2、给纯水加热，其中c(H+)、c(OH-)如何变化？3、在c(H+)=10-2的盐酸中，OH-浓度是多少？其中水电离出来的H+浓度是多少？2．溶液的酸碱性和PHPH = - lgc(H+)当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈酸性当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈中性当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈碱性讨论：1、常温下，稀溶液中，pH+pOH=?2、你认c(H+)在什么范围内，用pH来表示溶液的酸碱性比较方便？3、pH的测定方法：(1)广范pH试纸、精密pH试纸（2)酸碱指示剂 3)pH计石蕊5 ~ 8、酚酞8 ~10、甲基橙3.1~ 4.4红.紫.蓝无.粉红.红红.橙.黄4、PH相关计算例1：pH=12的NaOH溶液1mL加水稀释至100mL，pH ；pH=5的HCl溶液1mL加水稀释至1000mL，pH 。
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② 离子强度越小，活度系数约为1。稀溶液接近理 想溶液，活度近似等于浓度。
③ 离子电荷越大，相互作用越强，活度系数越小。
I 1/ 2 (miZi2)
mi ：溶液中第i种离子的浓度， Zi：第i种离子的电荷
离子强度I表示了离子在溶液中产生的电 场强度的大小。
3.一元弱酸、弱碱的离解平衡
1）解离度：就是离解平衡时，已离解的弱电 解质分子数和离解前溶液中它的分子总数的百 分比。离解度常用α表示。
已电离的分子数
电离前分子总数 100 %
离解度的大小可以相对地表示电解质的强弱。
2）离解平衡常数
HAc + H2O ≒ H3O+ + Ac
Ka
[H ][Ac ] [HAc]ຫໍສະໝຸດ H2CO3≒H＋＋HCO3－
C 起始
0.04 0
0
C 平衡 0.04－x x
x
K a1
[H ][HCO3 ] [H 2CO3 ]
x2 0.04 x
4.3 107
∵c/ K a ＞500，可以用近似值计算 ∴0.04－x≈0.04mol/L。
x [H ] 4.3107 0.04 1.3104 mol/L
包 括
KOH等。
盐 可溶性的盐如NaCl、CuSO4等。
难溶液性的盐如AgCl、BaCl2等。
2、活度与活度系数
活度：是指有效浓度，即单位体积电解质溶液中表
现出来的表观离子有效浓度，即扣除了离子间相互作 用的浓度。以a （activity）表示。
a f c
f：活度系数，稀溶液中，f < 1；极稀溶液中， f 接近 1
结论：
1、多元弱酸的 Ka1 » Ka2 » K a3 ，求［H＋］时，
可把多元弱酸当作一元来处理。当c/Ka ＞ 500，
可以根据公式［H＋］＝
Ka c酸
作近似计算。
2、二元弱酸溶液中，酸根的浓度近似等
于 Ka2 ，与酸的原始浓度无关。
例2：0.050 mol·L-1的HCl溶液的pH和 pOH.
解: HCl →H+ + Cl-, c (H+) ≤ 0.050 mol·L-1. pH = -lg c’ (H+) = -lg 0.050 = - [-2 + 0.70] = 1.30. pOH = pKWΘ – pH = 14.00 – 1.30 = 12.70.
2.溶液的酸碱性和pH值
pH值的概念： 氢离子浓度的负对数叫做pH值
pH lg[H ]
pOH值的概念： 氢氧根离子浓度的负对数叫pOH值。
pOH lg[OH ]
pH pOH 14
25℃时，pH + pOH = pKw =14（25℃）
[H+] ≤ 1mol/L，[OH-] ≤ 1mol/L时 ： [H+] = [OH-]时， 中性， [H+] = 10-7 ，pH = 7 [H+] ﹥ [OH-]时，酸性， [H+]﹥10-7 ，pH ﹤7 [H+] ﹤ [OH-]时，碱性， [H+]﹤10-7，
离子强度越大，正负离子间作用力越大。
3.1.2弱电解质
水的离解和溶液的pH值
1．水的离解
H2O + H2O
H3O+ + OH
H2O
H+ + OH
298K，纯水中的
[H3O+] = [OH] = 1.0 107 mol·dm3 Kwθ = [H3O+][OH-] = 1.0× 10-14
Kwθ水的离子积常数，在一定的温度下是一个常数。
观点：强电解质在溶液中是完全电离的，但
是由于离子间的相互作用，每一个离子都受到相 反电荷离子的束缚，这种离子间的相互作用使溶 液中的离子并不完全自由，其表现是：溶液导电 能力下降，电离度下降，依数性异常。
强酸 H2SO4、HCI、HNO3、HBr、HI
强
电
解 质
强碱 NaOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2、
［例 3-2］室温时，碳酸饱和溶液的物质的量的浓度约为 0.04mol/L，求此
溶液中 H＋、HCO3－和 CO32－离子的浓度。（已知 K a1 ＝4.3×10－7， K a2 ＝5.6×10－11）
解：由于 H2CO3 的 K a1 » K a2 ，可忽略二级离解，当一元酸处理。
设溶液中［H＋］＝xmol/L，则［HCO3－］≈［H＋］＝xmol/L
优选第三章电解质溶液和电离平衡
3.1.1 强电解质溶液
电解质
强电解质
区别
弱电解质
常根据电离度的大小，电解质相 应地分为强电解质和弱电解质。
3.1.1.强电解质
1.强电解质的概念 根据近代物质结构理论，强电解质是离子型
化合物或具有强极性的共价化合物，它们在溶液 中是全部电离的，电离度应接近100%。
pH ﹥ 7
在纯水中加入酸，[H+]↑，[OH-]↓ 在纯水中加入碱，[OH-]↑，[H+]↓
而[H+][OH-] = Kw不变
例1：已知[H+] = 5.6×10-5mol/L， 则pH = ？5 - lg5.6 = 4.25 已知pH = 0.25, 则[H+] = ？10 - 0.25 = 0.562mol/L
［OH－］＝
Kb c碱
3.1.3.多元弱酸的离解
特点：分步进行
H2S = H+ + HSKa1 = [H+][HS-]/[H2S] = 5.7 10-8 HS- = H+ + S2Ka2 = [H+][S2-]/[HS-] = 1.2 10-15
Ka1 Ka2 = K = [H+]2[S2-]/[H2S] = 6.8 10-23
HCO3－的二级离解为：HCO3－≒H＋＋CO32－
K a2
[H ][CO32 ] [HCO3 ]
5.6 1011
∵H2CO3 的 K a1 » K a2 ，［HCO3－］≈［H＋］
∴[CO32 ] Ka2 5.61011
答：［H＋］＝［HCO3－］＝1.3×10－4mol/L，［CO32－］＝5.6×10－11mol/L。
K a 称为酸的离解平衡常数，Kb 碱的离解平衡常数
NH3·H2O≒NH4＋＋OH－
Kb
[
NH
4
][OH
]
[NH3 ]
3）Ki与 的关系
Ki c 2或
Ki c
近似计算推广，当c/Ka＞500时，可得浓度为
C酸的一元弱酸溶液中［H＋］的近似计算公式
为：
［H＋］＝
Ka c酸
一元弱碱溶液中［OH－］的近似计算公式为：